Fundamentos de Química

Código:

Q1002

Sigla:

Q1002

Nível:

100

Áreas Científicas
Classificação	Área Científica
OFICIAL	Química

Ocorrência: 2023/2024 - 2S

Ativa?	Sim
Página Web:	https://moodle2324.up.pt/course/view.php?id=2144
Unidade Responsável:	Departamento de Química e Bioquímica
Curso/CE Responsável:	Licenciatura em Biologia

Ciclos de Estudo/Cursos

Sigla	Nº de Estudantes	Plano de Estudos	Anos Curriculares	Créditos UCN	Créditos ECTS	Horas de Contacto	Horas Totais
L:B	0	Plano de Estudos Oficial	3	-	6	42	162
L:CC	0	Plano estudos a partir do ano letivo 2021/22	2	-	6	42	162
			3
L:F	59	Plano de Estudos Oficial	1	-	6	42	162
			2
L:G	67	Plano estudos a partir do ano letivo 2017/18	1	-	6	42	162
			2
L:M	3	Plano de Estudos Oficial	2	-	6	42	162
			3

Língua de trabalho

Português - Suitable for English-speaking students

Objetivos

Transmitir aos estudantes a importância da Química como ciência transversal, abordando tópicos estruturantes que permitem compreender a estrutura e propriedades da matéria e interpretar os fenómenos de transformação química.

Resultados de aprendizagem e competências

No final desta unidade curricular o estudante deve:

• Interiorizar que toda a matéria é constituída por átomos e que a imensa variedade de materiais que ocorre no Universo é consequência do diferente modo como os átomos se ligam entre si.
• Saber os princípios da estrutura atómica e interpretar o quadro periódico dos elementos químicos.
• Saber os fundamentos da teoria da ligação de valência e prever estruturas moleculares.
• Compreender as bases da estequiometria e da termodinâmica das reações químicas.
• Identificar diferentes tipos de reações químicas e contextualizar nos fenómenos observados na Natureza.
• Saber descrever as principais interações entre moléculas e relacionar com as propriedades físicas macroscópicas das substâncias.
• Resolver quantitativamente e discutir com espírito crítico problemas em várias áreas da química.
• Saber extrapolar os conhecimentos adquiridos nesta unidade curricular e aplicá-los noutros contextos.

Modo de trabalho

Presencial

Programa

Introdução: Química, a ciência da transformação.

Estequiometria:  número de Avogadro e conceito de mole; massa molecular e massa molar; composição elementar de compostos; fórmula empírica, fórmula molecular e fórmula estrutural; reações químicas e equações químicas;reagente limitante; cálculos estequiométricos; rendimento de uma reação química.

Átomos e iões: isótopos e iões; radiação eletromagnética; interação radiação-matéria; dualidade onda-partícula; Princípio de Incerteza de Heisenberg; equação de Schrödinger; estrutura eletrónica e espetro de emissão  do átomo de hidrogénio;estrutura eletrónica e espectros de emissão de átomo polieletrónicos; periodicidade das propriedades atómicas e tabela periódica dos elementos.

Ligação química e geometria molecular: ligação covalente e ligação iónica; modelo de Lewis; modelo de repulsão dos pares eletrónicos de valência (VSEPR); teoria da ligação de valência; previsão de geometrias moleculares; teoria das orbitais moleculares.

Interações intermoleculares: tipos de interações intermoleculares: interações eletrostáticas, interações de van der Waals; interações ião-dipolo; interações repulsivas de curto alcance e ligações de hidrogénio; natureza das interações intermoleculares: polaridade e polarizabilidade; correlação entre o valor de certas propriedades físicas e a magnitude das interações intermoleculares.

Gases:  pressão e temperatura de um gás;  modelo do gás ideal; equação de estado dos gases ideais; leis de Dalton das pressões parciais; princípio de Avogadro; gás real e interações intermoleculares; fator de compressibilidade como um descritor da idealidade de um gás; equação de estado de van der Waals.

Termodinâmica (1º princípio): sistemas termodinâmicos e suas vizinhanças; trabalho e calor; energia interna; 1º princípio da termodinâmica; funções de estado; estado padrãp, entalpia; processos endotérmicos e exotérmicos; entalpias molares de formação padrão e de combustão padrão de uma substância química; entalpia molar de reação padrão; lei de Hess; capacidades caloríficas.

Termodinâmica (2º e 3º princípios): entropia e espontaneidade; 2º princípio da termodinâmica; modelos interpretativos da entropia; 3º princípio da termodinâmica; entropias molares e molares padrão de uma substância química; energia de Gibbs e espontaniedade; energia de Gibbs molar de formação padrão de uma substância química; energias de Gibbs molares de reação e de reação padrão.

Equilíbrio químico (princípios gerais): formulação termodinâmica do equilíbrio químico; formas alternativas de expressar a constante de equilíbrio; variação da constante de equilíbrio com a temperatura; equilíbrio químico e estequiometria; perturbações ao estado de equilíbrio.

Equilíbrios químicos em solução aquosa:  equilíbrios ácido-base; equilíbrios de precipitação.

Equações de oxidação redução e eletroquímica: acerto de equações de oxidação-redução; células galvânicas e eletrolíticas; representação esquemática de uma célula galvânica; estado padrão em eletroquímica; potenciais de redução padrão; termodinâmica das reações de célula; equação de Nernst.

Equilíbrio físico:  formulação termodinâmica do equilíbrio físico; pressão de vapor; equação de Clausius-Clapeyron; diagramas de fase.

Bibliografia Obrigatória

Chang Raymond; Química. ISBN: 972-9241-68-6
Atkins Peter; Chemical principles. ISBN: 0-7167-5701-X

Bibliografia Complementar

Chang Raymond; Physical chemistry for the biosciences. ISBN: 1-891389-33-5
Lehninger Albert L.; Biochemistry. ISBN: 0-87901-047-9

Métodos de ensino e atividades de aprendizagem

Aulas teóricas essencialmente expositivas, finalizadas sempre que possível com simples demonstrações práticas e discussão dos fenómenos observados.

Vários materiais de apoio são disponibilizados aos estudantes na plataforma MOODLE, nomeadamente textos, exercícios interactivos e vídeos das demonstrações práticas

Um conjunto de questões/problemas são discutidos /resolvidos nas aulas teorico-práticas

Palavras Chave

Ciências Físicas > Química

Tipo de avaliação

Avaliação distribuída com exame final

Componentes de Avaliação

Designação	Peso (%)
Exame	100,00
Total:	100,00

Componentes de Ocupação

Designação	Tempo (Horas)
Frequência das aulas	49,00
Estudo autónomo	113,00
Total:	162,00

Obtenção de frequência

Não exceder o número máximo de faltas nas aulas teórico-práticas (1/4 do número de aulas previstas).

Há dispensa de aulas teórico-práticas apara os estudantes que obtiveram frequência no ano anterior.

Fórmula de cálculo da classificação final

T1 e T2 são duas provas de avaliação a que correspondem sensivelmente duas metades da matéria teórica. Estas provas são realizadas em ambas as épocas de exame (Normal e de Recurso). A nota final, NF, será obtida pela média aritmética de T1 e T2 (NF = 0,50 T1 + 0,50 T2 ), prevalecendo a melhor classificação obtida em cada um das provas T1 e T2.

Avaliação especial (TE, DA, ...)

Estudantes trabalhadores ou com estatuto especial podem optar por uma prova de exame global.

No cálculo da média, prevalece a melhor classificação obtida em cada um das provas T1 e T2

Melhoria de classificação

Na época de recurso o estudante realizará exame global.

Observações

Júri da UC

Alexandre Lopes de Magalhães
André Alberto de Sousa Melo
Pedro Manuel Azevedo Alexandrino Fernandes